Principio di Le Chatelier: definizione ed esempi

Il principio di Le Chatelier risponde a una domanda pratica: se in un equilibrio chimico cambio qualcosa, da che parte va la reazione? Secondo la scheda di Jim Clark su Chemistry LibreTexts, il chimico e ingegnere francese Henry-Louis Le Chatelier propose il concetto nel 1884, e la scheda lo definisce uno dei concetti centrali per l’equilibrio chimico.

Che cosa dice il principio di Le Chatelier

Un equilibrio chimico è dinamico: reazione diretta e inversa continuano ad avvenire. Se si cambiano le condizioni, la posizione si muove nella direzione che si oppone alla modifica, fino a un nuovo equilibrio.

Clark avverte che si tratta di una guida per prevedere cosa succede e che non spiega il perché a livello molecolare.

Effetto della concentrazione

Se aumentano i prodotti, il quoziente di reazione Qc cresce e supera la costante di equilibrio Kc. Aggiungendo invece un reagente, per esempio A nella reazione A + 2B ⇌ C + D, l’equilibrio va a destra e consuma una parte dell’aggiunta.

Togliere un prodotto appena si forma ha l’effetto contrario e spinge l’equilibrio sempre di più verso i prodotti, fino a rendere la reazione di fatto a senso unico. Chemguide osserva che questa regola è comoda quando un reagente costa molto: se ne usa in eccesso uno economico, per trasformare al massimo quello caro.

Esempio pratico: nella dimostrazione del ferro con il tiocianato in acqua (Fe³⁺ + SCN⁻ ⇌ FeSCN²⁺), aggiungere ioni ferrici o tiocianato sposta l’equilibrio verso il complesso, e il colore diventa più intenso dove è caduta l’aggiunta. Una sostanza che lega il Fe³⁺, per esempio un fosfato, toglie un reagente: l’equilibrio va a sinistra e la soluzione si schiarisce. Lo riporta la scheda dei dimostrativi di UC Davis.

Effetto della pressione

Il disturbo conta solo se coinvolge gas. Secondo Chemguide la pressione dipende dal numero di molecole di gas, quindi aumentarla porta l’equilibrio verso il lato con meno moli di gas, dove il sistema può abbassarla producendone meno. Ridurre il volume spinge verso il lato con meno moli, aumentarlo verso quello con più moli.

Se le moli di gas sono uguali ai due lati, la pressione non sposta l’equilibrio. Lo stesso vale per un gas inerte aggiunto a volume costante: la pressione totale sale, ma le pressioni parziali dei gas che reagiscono restano le stesse e la costante non cambia. Il legame tra pressione, volume e moli di gas è quello delle leggi dei gas.

Esempio pratico: nella sintesi dell’ammoniaca, N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃, ci sono 4 moli di gas a sinistra e 2 a destra. In un esempio da manuale riportato da Clark, passando da un pallone da 1,5 L a uno da 5 L la pressione scende e lo spostamento va verso i reagenti, dove ci sono più moli di gas.

Effetto della temperatura

Secondo Clark l’effetto principale è cambiare il valore della costante di equilibrio. Scaldando un sistema si favorisce la reazione endotermica, che assorbe il calore in più, e raffreddandolo si favorisce quella esotermica.

Clark riconosce che trattare il calore come un reagente o un prodotto è, a rigore, scorretto, ma lo considera una scorciatoia comoda per prevedere lo spostamento. Chemguide propone una reazione didattica con reazione diretta esotermica (250 kJ per mole di A): scaldando da 300 a 500 °C l’equilibrio va a sinistra, verso la reazione che assorbe calore, e restano più A e B.

Disturbo	Verso dove va l’equilibrio	Cambia K?
Più reagente	Verso i prodotti	No
Meno prodotto (rimosso)	Verso i prodotti	No
Più pressione (gas)	Verso il lato con meno moli di gas	No
Gas inerte a volume costante	Nessuno spostamento	No
Scaldare	Verso la reazione endotermica	Sì
Raffreddare	Verso la reazione esotermica	Sì
Catalizzatore	Nessuno spostamento	No

Esempio pratico: nell’equilibrio N₂O₄ ⇌ 2NO₂, endotermico verso destra con ΔH° = +58 kJ/mol secondo l’RSC, scaldare sposta l’equilibrio verso NO₂ e il colore bruno si intensifica. Alzare la pressione lo porta verso N₂O₄, che ha meno moli di gas, e il colore si schiarisce. L’RSC riporta che Kp cresce con la temperatura e non dipende dalla pressione. Nella tabella della scheda di George Bodner, per 2NO₂ ⇌ N₂O₄, Kp vale 58 a 0 °C e 0,066 a 100 °C (valori stimati da dati termodinamici standard; scaldando, la formazione di N₂O₄ cala): K cambia di ordini di grandezza con la temperatura.

Un esempio industriale: l’ammoniaca nel processo Haber

Il processo Haber unisce azoto dell’aria e idrogeno, ricavato soprattutto dal metano, per fare ammoniaca. La reazione è reversibile ed esotermica, e nel reattore azoto e idrogeno entrano in rapporto 1 a 3 in volume, come vuole l’equazione. Chemguide, in una pagina aggiornata ad aprile 2013, indica una pressione di riferimento di 200 atmosfere, sempre alta perché il lato dell’ammoniaca ha meno moli di gas; pressioni maggiori richiedono recipienti più robusti e costano troppo.

Per la resa all’equilibrio servirebbe la temperatura più bassa possibile, ma Chemguide spiega che a temperatura più bassa la reazione è troppo lenta. Si lavora quindi a circa 400-450 °C e si accetta una resa minore: a ogni passaggio nel reattore si converte circa il 15% di azoto e idrogeno, con cifre che cambiano da impianto a impianto. L’ammoniaca si liquefa facilmente sotto pressione se non è troppo calda: si separa così dai gas non reagiti, che restano gassosi e vengono riciclati, ed è anche una rimozione continua del prodotto. Con il riciclo la conversione complessiva sale a circa il 98%, secondo Chemguide.

Una review del 2026 di Arroyo-Caire e colleghi, su Molecules, descrive la produzione di ammoniaca come ancora basata soprattutto sul processo Haber-Bosch a 400-500 °C e 150-250 bar. Gli autori attribuiscono le condizioni severe alla cinetica, cioè alla velocità, perché il legame N≡N è molto stabile. Secondo la review la ricerca punta a catalizzatori che lavorino a 200-300 °C e 20-30 bar.

Che cosa il principio di Le Chatelier non fa

Il catalizzatore resta fuori dal principio. Secondo Clark non cambia la posizione di equilibrio, perché accelera reazione diretta e inversa nella stessa misura. Per una reazione molto lenta raggiungere l’equilibrio può richiedere anni, e il catalizzatore accorcia quel tempo. Nel processo Haber il ferro con promotore rende la reazione abbastanza veloce e lascia invariata la percentuale di ammoniaca all’equilibrio.

Eric Scerri, in un articolo di opinione su RSC Education del 2015, osserva che i manuali non danno due enunciati uguali del principio e che molti sostituiscono «contrastare» con «accomodare» il cambiamento, per evitare previsioni sbagliate. Per le variazioni di concentrazione la formulazione classica sembra funzionare bene, scrive, e questo aumenta la confusione, mentre per la temperatura serve un altro approccio, perché la stessa K dipende dalla temperatura. Scerri propone di sostituire il principio con il calcolo di Kp, usando frazioni molari e pressione totale.